高中沪科技版（2020）第1章 化学反应的热效应优秀学案

这是一份高中沪科技版（2020）第1章 化学反应的热效应优秀学案，文件包含第一章化学反应的热效应知识梳理原卷版docx、第一章化学反应的热效应知识梳理解析版docx等2份学案配套教学资源，其中学案共10页， 欢迎下载使用。

化学反应与能量变化
第1节
一、系统的内能
1、在自然科学研究中，被研究的对象称为 。系统以外的，与系统相关的其他部分称为 。
2、内能是 ，用符号 表示。 当系统处于一定状态时，系统就具有确定的内能，当温度、压强、物质的聚集状态等发生改变，内能也随之改变。
3、系统内能的变化用符号 来表示。
4、热容和比热容：
（1）热容：在不发生化学反应和物质聚集状态不变的条件下，一定量物质吸收热量，温度每升高 1 K 时所吸收的热量称为该物质的热容，用符号 表示，单位是 。
（2）比热容：单位质量物质的热容称为该物质的比热容，用符号 表示，常用单位是 。
（3）一定质量的物质在温度上升或降低时所需吸收或释放的热量：
二、化学反应的焓变
1、焓（H）是一种与内能有关的物理量。系统状态发生变化，焓也随之 。
2．焓变
在恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热（即在等压只做体积功条件下的反应热），用 表示，单位常采用 。
3、等压反应热：在科学研究与生产实践中，大多数化学反应是在等压或接近等压的条件下进行，此时的反应热称为等压反应热，用符号 表示。此时：
4、在一定条件下，一个化学反应是吸热还是放热，是在等压条件下由 决定的，即：ΔH =
5．放热反应和吸热反应
化学反应中的能量变化通常以 等形式表现出来。吸收热的反应称为 反应，其ΔH>0；放出热的反应称为 反应，其ΔH<0。
4．化学反应中能量变化的原因
(1)宏观角度
反应物总能量和生成物总能量相对大小，决定反应吸收或释放能量。
放热反应：反应物总能量 生成物总能量。
吸热反应：反应物总能量 生成物总能量。
ΔH＝ 总能量－ 总能量。
(2)微观角度
化学反应的本质是旧化学键 和新化学键的 ，旧化学键断裂需要 能量，新化学键形成需要 能量，在化学键断裂和形成过程中能量变化不相等，则产生了化学反应的焓变。
吸热反应：反应物的键能总和 生成物的键能总和， 。吸收的热转化为 储存在 之中；
放热反应：反应物的键能总和 生成物的键能总和， 。反应物所具有的 转化为 释放出来；
第2节
反应热的测量和计算
一、反应热的测量
1．反应热的测量实验原理(以中和热测定为例)
中和热定义：在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成 时所释放的热量为中和热。
2．实验步骤及测量数据
(1)初始温度(T1)：测量混合前50 mL 0.50 ml•L－1盐酸、50 mL 0.50 ml•L－1氢氧化钠溶液的温度，取 为T1。
(2)终止温度(T2)：将酸碱溶液迅速混合，用 不断搅动溶液，并准确读取混合溶液的 ，记录为终止温度T2。
(3)重复实验操作三次，记录每次的实验数据，取其 作为计算依据，异常数据要舍去。
(4)实验数据处理
为了简便计算反应热，近似地认为实验所用酸、碱溶液的密度和比热与水相同，并忽略实验装置的比热，则：50 mL 0.50 ml•L－1盐酸的质量m1＝50 g，50 mL 0.50 ml•L－1 NaOH溶液的质量m2＝50 g。反应前后溶液温度变化ΔT＝T2－T1。
反应后体系的热容C＝(m1＋m2)×4.18/(J•℃－1)
生成1 ml H2O时的反应热为ΔH＝－eq \f(C×ΔT×10－3,0.025) kJ•ml－1。
二、热化学方程式
1．概念
能够表示 的化学方程式叫做热化学方程式。
2．表示意义
(1)热化学方程式不仅表明了化学反应中的 变化，也表明了化学反应中的 变化。
(2)热化学方程式中物质的化学计量数，表示实际参加反应的反应物的 和实际生成的生成物的 。
(3)热化学方程式中的反应热与反应物、生成物的 相对应。
3．书写热化学方程式时应注意：
（1）ΔH 与物质的聚集状态有关，因为物质的聚集状态变化时会发生焓变，故应标明 。通常用英文字母 s、l、g 分别表示 、 和 ，用 aq 表示 ，通常指稀溶液。
（2）ΔH 要注明反应的温度和压强，一般不注明时，表示的反应温度为 298 K、压强为 100 kPa。
（3）ΔH 的单位一般是 。在相同条件下正向反应和逆向反应的 ΔH 。另外，ΔH 的数值也与化学方程式的书写形式有关。
下面是25 ℃、101 kPa下的四个热化学方程式：
①H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(g) ΔH＝－241.8 kJ•ml－1
②H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ•ml－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ•ml－1
④H2O(g)===H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g) ΔH＝241.8 kJ•ml－1
①②相比，反应热(焓变)数值不同的原因是 。
②③相比，若化学方程式的化学计量数扩大一倍，则反应热数值 。
①④相比，可得出的结论是正向、逆向反应的焓变数值 ，符号 。
三、化学反应焓变的计算
1．盖斯定律的理解
(1)大量实验证明，一个化学反应，不论是 完成，还是 完成，其总的热效应是 的。
(2)化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的 和 有关，而与反应的 无关。
(3)始态和终态相同的反应途径有如下三种：
ΔH＝ ＝ 。
2．盖斯定律的意义
应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热：
(1)有些反应速率很慢。
(2)有些反应不容易直接发生。
(3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。
第3节
燃料的合理利用
一、燃烧热
1、定义：在指定温度和 100 kPa 时， 物质 所放出的热量叫做该物质的燃烧焓，习惯上又称为该物质的燃烧热，单位是 。
物质完全燃烧是指物质中含有的N元素转化为 ，H元素转化为 ，C元素转化为 ，S元素转化为 。
2．热值
（1）定义：100 kPa 时， 燃料 所放出的热量叫做该燃料的热值。
（2）热值是燃料质量优劣的重要参数。
二、燃料的充分燃烧和利用
1、节约能源、提高能源利用率、开发低碳环保的可再生资源是实现可持续发展的基本途径。
2、提高燃料的利用率也是有效提高能源转化效率的重要方面。工业上常把固体燃料粉碎，把液体燃料喷成雾状，以增加燃料跟空气的接触面积，使燃料尽可能充分燃烧。
3、为了充分利用燃料释放的热能，除了要使燃料尽量完全燃烧外，还可通过改进设备、利用余热、防止热损失等方法来实现。热交换就是工业上充分利用热能的常见方法。